Hořčík

Z Wikipedie, otevřené encyklopedie
Skočit na: Navigace, Hledání

Be

Mg

Ca

SodíkHořčíkHliník

[Ne] 3s2

24 Mg
12
↓Periodická tabulka prvků↓
Obecné
Název (lat.), značka, číslo Hořčík (Magnesium), Mg , 12
Registrační číslo CAS 7439-95-4
Umístění v PSP 2 skupina,

3. perioda, blok s

Char. skupina Kovy alkalických zemin
Hmotnostní zlomekzem. kůře 19 000 až 25 000 ppm
Konc. v mořské vodě 1 350 mg/l
Počet přírodních izotopů 3
Vzhled Našedlá kovová látka
Hořčík
Emisní spektrum
Atomové vlastnosti
Rel. at. hmotnost 24,3050
Atomový poloměr 160 pm
Kovalentní poloměr 141±7 pm
van der Waalsův poloměr 173 pm
Elektronová konfigurace [Ne] 3s2
Elektronů v hladinách 2, 8, 2
Oxidační číslo +2, +1
Fyzikální vlastnosti
Skupenství Pevné
Krystalová struktura Šesterečná
Hustota 1 738 kg/m3
Kritická hustota {{{kritická hustota}}} g cm−3
Tvrdost 2,5 (Mohsova stupnice)
Magnetické chování Paramagnetický
Měrná magnetická susceptibilita {{{magnetická susceptibilita}}}
Teplota tání 650 °C (923 K)
Teplota varu 1 091 °C (1 363 K)
Kritická teplota {{{kritická teplota c}}} °C ({{{kritická teplota k}}} K)
Teplota trojného bodu {{{teplota trojného bodu c}}} °C ({{{teplota trojného bodu k}}} K)
Teplota přechodu do supravodivého stavu {{{teplota supravodivosti}}}
Teplota změny krystalové modifikace {{{teplota změny modifikace}}}
Tlak trojného bodu {{{tlak trojného bodu}}} kPa
Kritický tlak {{{kritický tlak}}} kPa
Molární objem 14,00 · 10−6 m3/mol
Dynamický viskozitní koeficient {{{dynamický viskozitní koef.}}}
Kinematický viskozitní koeficient {{{kinematický viskozitní koef.}}}
Tlak nasycené páry 209 Pa při 23K
Rychlost zvuku 1 270 m/s
Index lomu {{{index lomu}}}
Relativní permitivita {{{relativní permitivita}}}
Elektrická vodivost 22,6 × 106 S·m−1
Měrný elektrický odpor 43,9 nΩ·m (20 °C)
Teplotní součinitel el. odporu {{{součinitel elektrického odporu}}}
Tepelná vodivost 156 W·m−1·K−1
Povrchové napětí {{{povrchové napětí}}}
Termodynamické vlastnosti
Skupenské teplo tání 8,48 KJ/mol
Specifické teplo tání {{{spec. teplo tání}}}
Skupenské teplo varu 128 KJ/mol
Specifické teplo varu {{{spec. teplo varu}}}
Molární atomizační entalpie {{{molární atomizační entalpie}}}
Entalpie fázové přeměny modifikace {{{entalpie fázové přeměny modifikace}}}
absolutní entropie {{{absolutní entropie}}}
Měrná tepelná kapacita 24,869 Jmol-1K-1
Molární tepelná kapacita {{{molární tepelná kapacita}}}
Spalné teplo na m³
Spalné teplo na kg
Různé
Van der Waalsovy konstanty {{{van der Waalsovy konstanty}}}
Teplotní součinitel délkové roztažnosti {{{součinitel délkové roztažnosti}}}
Redoxní potenciál -2,372 V
Elektronegativita 1,20 (Paulingova stupnice)
Ionizační energie 1: 737,7 KJ/mol
2: 1450 KJ/mol
3: 7732,7 KJ/mol
Iontový poloměr pm
Izotopy
izo výskyt t1/2 rozpad en. MeV prod.
24Mg 78,99 % je stabilní s 12 neutrony
25Mg 10,00 % je stabilní s 13 neutrony
26Mg 11,01 % je stabilní s 14 neutrony
27Mg umělý 9,458 min β 2,610 27Al
28Mg umělý 20,91 h β 1,832 28Al
Bezpečnost
Symboly nebezpečí
Vysoce hořlavý
Vysoce hořlavý (F)
R-věty R11, R15, R17
S-věty S2, S7/8, S43
Není-li uvedeno jinak, jsou použity jednotky SI a STP.

Hořčík (chemická značka Mg, latinsky Magnesium) je lehký, středně tvrdý stříbrolesklý kov. Využívá se při výrobě lehkých a pevných slitin, jako redukční činidlo v organické syntéze a při pyrotechnických aplikacích.

Základní fyzikálně-chemické vlastnosti[editovat | editovat zdroj]

Hořčík je středně tvrdý, lehký, tažný kov, má vyšší hustotu než voda, vede hůře elektrický proud a teplo. Hořčík lze díky jeho dobré tažnosti snadno válcovat na plechy a dráty. Hořčík není tolik reaktivní jako další kovy alkalických zemin, a proto se neuchovává pod petrolejem nebo naftou, ale stačí nádoby se suchým vzduchem. Hořčík se velmi dobře slévá s jinými kovy, ale jen málo z nich má praktické využití, protože se většina snadno oxiduje.

Hořčík reaguje za normální teploty pomalu s kyslíkem a s vodou. Na suchém vzduchu se postupně pokryje vrstvou oxidu, která jej chrání před další oxidací, a lze jej takto uchovávat i poměrně dlouhou dobu. Při hoření hořčíku na vzduchu vzniká velmi intenzivní bílé světlo. S vodou reaguje hořčík za normální teploty velmi pomalu za vzniku hydroxidu hořečnatého. Při vyšší teplotě se hořčík slučuje velmi ochotně téměř se všemi prvky a i s některými sloučeninami – např. při hoření hořčíku v dusíkaté atmosféře vznikne nitrid hořečnatý, který se vodou rozkládá za vzniku oxidu hořečnatého a amoniaku, a při hoření hořčíku v atmosféře oxidu uhličitého vznikne oxid hořečnatý a uhlík.

Hořčík se velmi dobře rozpouští ve všech běžných kyselinách za vzniku hořečnatých solí. Při rozpouštění v koncentrované kyselině sírové uniká oxid siřičitý. Při rozpouštění v kyselině dusičné se podle koncentrace tvoří vedle hořečnatých solí i další látky. Při velmi nízké koncentraci vzniká dusičnan amonný (koncentrace méně než 5 %), při reakci s ředěnou kyselinou dusičnou vzniká oxid dusný (koncentrace 5 %–10 %), s koncentovanější reaguje za vzniku oxidu dusnatého (koncentrace 10%–asi 50 %) a s koncentrovanou kyselinou reaguje za vzniku oxidu dusičitého (koncentrace 50 %–100 %). S kyselinou chlorovodíkovou a zředěnou kyselinou sírovou reaguje pouze za vzniku hořečnatých solí. S alkalickými hydroxidy hořčík nereaguje.

Historický vývoj[editovat | editovat zdroj]

Na konci 17. století se síranu hořečnatého (tzv. hořké soli) používalo v léčitelství. Oxid hořečnatý byl na počátku 18. století nazýván jako hořká zemina. První, kdo začal rozeznávat hořkou a vápennou zeminu, byl Joseph Black roku 1755. Poprvé hořčík v elementární formě elektrolýzou taveniny chloridu hořečnatého MgCl2 připravil sir Humphry Davy roku 1808. Chemickou cestou byl hořčík poprvé připraven působením par kovového draslíku na bezvodý chlorid hořečnatý. Tuto přípravu hořčíku provedl Bussy v roce 1830.

Výskyt v přírodě[editovat | editovat zdroj]

Dolomit – CaMg(CO3)2
Magnezit – MgCO3

Díky své poměrně velké reaktivitě se v přírodě hořčík vyskytuje pouze ve sloučeninách. Ve všech má mocenství Mg2+.

Hořčík je silně zastoupen jak v zemské kůře, tak ve vesmíru, kde vzniká ve hvězdách těžších než Slunce fúzí uhlíku:

2 126C → 2412Mg.

Podle posledních dostupných údajů tvoří hořčík 1,9–2,5 % zemské kůry, čímž se řadí na 6. místo podle výskytu prvků. Jeho procentuální obsah odpovídá 27 640 ppm (2,764 %)(parts per milion = počet částic na 1 milion částic) a ve výskytu se řadí za vápník a před sodík a draslík. V mořské vodě se koncentrace hořčíkových iontů udává jako 1,35 g/l a jsou tak po sodíku druhým nejvíce zastoupeným kationtem, mořská voda obsahuje zejména chlorid hořečnatý MgCl2, bromid hořečnatý MgBr2 a síran hořečnatý MgSO4. Ve vesmíru připadá jeden atom hořčíku přibližně na 30 000 atomů vodíku.

Olivín – (Mg, Fe)2[SiO4]

Hořčík je také velmi významným biogenním prvkem. Vyskytuje se ve všech zelených rostlinách, kde je součástí chlorofylu. V organismech živočichů se také řadí mezi významné biogenní prvky.

Spinel – MgO.Al2O3

Obsah hořčíku (obvykle uváděný jako chlorid hořečnatý MgCl2) v mořské vodě tvoří významný podíl jeho zastoupení na Zemi.

Z minerálů je velmi hojný dolomit, směsný uhličitan hořečnato-vápenatý CaMg(CO3)2, jehož ložiska se nacházejí v jižní Evropě, Brazílii, jižní Austrálii i Severní Americe. Poněkud vzácněji se vyskytuje čistý uhličitan hořečnatý, MgCO3magnezit, který se těží především v rakouských Alpách, na Slovensku v Koreji a Číně.

K dalším méně významným minerálům patří karnalit KCl. MgCl2.6 H2O, bischofit MgCl2.6 H2O, periklas MgO, brucit Mg(OH)2, kieserit MgSO4.H2O, epsomit MgSO4.7 H2O, kainit KCl. MgSO4.3 H2O, polyhalit K2SO4. MgSO4.2 CaSO4.2 H2O, boromagnesit Mg5B4O11.2½ H2O, hydroboracit CaMgB6O11.5 H2O, spinel MgO.Al2O3, magnesioferrit MgO.Fe2O3, pleonast (Mg, Fe)O.(Al, Fe)2O3, picotit (Mg, Fe)O. (Al, Cr, Fe)2O3, olivín (Mg, Fe)2[SiO4] a mnoho dalších fosforečnanů, arseničnanů a křemičitanů.

Ročně se vyrobí 100 milionů tun hořčíku a díky jeho vysokému výskytu v nerostech i v mořské vodě lze jeho obsah považovat za neomezený.

Výroba[editovat | editovat zdroj]

Kovový hořčík se průmyslově vyrábí obvykle elektrolýzou roztavené směsi chloridu hořečnatého a chloridu draselného. Chlorid draselný slouží jako přísada ke snížení teploty tání chloridu hořečnatého. Chlorid hořečnatý se získává z mořské vody nebo z koncentrovaných roztoků mořské soli (solanka) nebo tavením karnalitu. Při elektrolýze se na grafitové anodě uvolňuje chlor a na železné katodě hořčík (chlorid draselný se začne rozkládat až po rozložení chloridu hořečnatého). Roztavený hořčík stoupá v tavenině na povrch a sbírá se děrovanými lžícemi.

Další termický způsob, dnes stále ještě hojně využívaný, spočívá v redukci oxidu hořečnatého karbidem vápenatým nebo uhlíkem – karbotermický způsob nebo redukcí oxidu hořečnatého křemíkem – silikotermický způsob.

  • Karbotermický způsob se provádí v elektrické obloukové peci při teplotě nad 2000 °C, aby nedocházelo k reakci oxidu uhelnatého s parami hořčíku. Jednodušší je redukce oxidu hořečnatého karbidem vápenatým, která probíhá při teplotě 1200 °C, ale jen za předpokladu nízké ceny karbidu.
  • Silikotermický způsob se provádí reakcí páleného dolomitu s křemíkem nebo ferrosiliciem v ocelolitinových retortách zahřívaných na 1200 °C nebo ve vysokovakuových pecích. Destilující hořčík, jehož čistota je 98–99%, kondenzuje v předchlazených nádobách.

Využití[editovat | editovat zdroj]

Výrobky ze slitin hořčíku
  • V běžném životě se nejčastěji setkáme se slitinami hořčíku s hliníkem, mědí a manganem, které jsou známy pod názvem dural. Vyznačují se značnou mechanickou pevností a současně nízkou hustotou. Zároveň jsou i značně odolné vůči korozi. Všechny tyto vlastnosti předurčují dural jako ideální materiál pro letecký a automobilový průmysl, ale užívá se i při výrobě výtahů, jízdních kol, lehkých žebříků ap. Ještě nižší hustotu než dural má slitina s hliníkem s obsahem nejméně 90 % hořčíku, která se nazývá elektron. Další slitina hořčíku je magnalium, která obsahuje 10–30 % hořčíku a 70–90 % hliníku.
  • Elementární hořčík je velmi silným redukčním činidlem a jemně rozptýlený kov se využívá k redukcím v organické syntéze ale i redukční výrobě jiných kovů (např. uranu) z roztoků jejich solí. V organické syntéze se využívají zejména velmi známá Grignardova činidla, za jejichž objev získal Victor Grignard Nobelovu cenu.
Pochodeň z Mg+KClO4 pod zemí
  • Velká reaktivita kovového hořčíku se uplatňuje v metalurgii, kde jeho přídavky odstraňují malá množství síry nebo kyslíku z roztavené oceli. Se směsí s CaO se využívá k odsířování surového železa a deoxidaci neželezných kovů.
hořící hořčík
  • Reakce hořčíku s kyslíkem probíhá za vývoje značného množství tepla (lze tak dosáhnout teplot kolem 2 200 °C) a velmi intenzivního světelného záření. Zapálit hořčík ve formě tenké folie je velmi snadné a může být startérem hoření v různých pyrotechnických aplikacích. Nejznámější příklad pyrotechnické aplikace je bengálský oheň, který se i dnes používá při různých oslavách. Hořčík se zde používá k zesílení intenzity a zvětšení plamene. Popřípadě lze hořčík v podobě pilin použít k vytvoření jiskřivého efektu, který připomíná prskavku. V minulosti se směsi práškového hořčíku s okysličovadlem (KClO3, Ba(NO3)2, KClO4) po zapálení používaly namísto dnešních fotografických blesků. Díky tomu, že je v závislosti na množství možné dosáhnout téměř neomezeného světelného výkonu, se tyto tzv. osvětlovací slože používají ještě dnes při fotografování obrovských podzemních prostor.
    • Standardní a lehce připravitelné osvětlovací slože:
      1. 65 % KNO3, 26 % Mg, 9 % dřevěné uhlí
      2. 66 % KClO4, 34 % Mg
      3. 50 % KClO4, 50 % Mg (nebo Al)
    • Bezpečnostní upozornění: Při hoření hořčíku vzniká i určité množství UV záření. Bez ochranných brýlí není vhodné se dívat přímo do plamene. U směsí velmi jemně práškovaného hořčíku (pudr) s okysličovadly je hoření tak rychlé, že může přejít ve výbuch. Rizikem je i nízká teplota vzplanutí (250 ˚C). To má samozřejmě význam v pyrotechnických aplikacích, ale pro osvětlovací účely je nutné použít hořčíkovou krupici či šupinky.
Azbest
  • Oxid hořečnatý má patrně největší praktické průmyslové uplatnění ze všech sloučenin hořčíku. Tato sloučenina má mimořádně vysokou odolnost vůči vysokým teplotám a současně je relativně levně dostupná ve stotunových množstvích. Je proto ideálním materiálem pro vnitřní vyložení vysokých pecí pro výrobu železa a podobné aplikace. Pro tyto účely se ovšem musí speciálně čistit, protože i poměrně malá množství příbuzných prvků (vápník) mohou dramaticky zhoršovat dlouhodobou tepelnou stabilitu magnezitových vysokopecních vyzdívek.
  • Hydroxid hořečnatý Mg(OH)2 se využívá proti překyselení žaludku a k výrobě gelů na spáleniny.
  • Uhličitan hořečnatý se přidává do průmyslových hnojiv jako složka dodávající rostlinám potřebný hořčík pro růst a zdárný vývoj. Spíše kuriozitou je sportovní uplatnění – gymnasté, vzpěrači, atleti a horolezci si jemným práškem uhličitanu hořečnatého pokrývají ruce pro lepší uchopení některých nářadí.
Mastek
  • Síran hořečnatý (MgSO4.7H2O) je také znám pod jménem epsomská sůl (nesprávně Epsomova sůl) a používá se v medicíně jako vynikající laxativum – projímadlo, zdroj hořčíku nebo přídavek do léčebných koupelí. Je často obsažen ve vřídelní soli (např. u anglického města Epsomu) a v některých minerálních vodách (např. Zaječická nebo Šaratica). Síran hořečnatý můžeme v malém množství přidat pro zlepšení chuťových a biologických vlastností do kuchyňské soli. Podobné medicínské vlastnosti vykazuje i suspenze hydroxidu hořečnatého ve vodě (hořečnaté mléko).
  • V laboratoři se při zahřívání nad kahanem používá azbestová síťka – azbest je hořečnatý křemičitan o složení Mg3Si2H4O9 nebo Mg3(Si2O5)(OH)4.
  • K výrobě různých užitkových předmětů např. nástavců plynových hořáků, krejčovské křídy, výrobě mastí a líčidel se používá mastku.
  • Jeden z hořečnatých minerálů, který je známý jako mořská pěna neboli "meerschaum" neboli sepiolit (hydratovaný hořečnatý křemičitan o složení Mg3[Si4O10]. Mg(OH)2. 3 H2O), se používá při výrobě kuřáckých potřeb (zejména dýmek "pěnovek" či "meršánek").

Sloučeniny[editovat | editovat zdroj]

Anorganické sloučeniny[editovat | editovat zdroj]

Oxid hořečnatý
Síran hořečnatý
Chlorid hořečnatý

Soli[editovat | editovat zdroj]

Větší část hořečnatých solí se ve vodě rozpuští, ale část se rozpouští hůře nebo vůbec, všechny soli mají bílou barvu (nebo jsou bezbarvé), pokud není anion soli barevný (manganistany, chromany). Hořečnaté soli vytváří snadno podvojné soli a dnes i komplexy, které ale nejsou pro hořčík a i další kovy alkalických zemin typické.

Organické sloučeniny[editovat | editovat zdroj]

Mezi organické sloučeniny hořčíku patří zejména hořečnaté soli organických kyselin a hořečnaté alkoholáty. K dalším hořečnatým sloučeninám patří organické komplexy. Zcela zvláštní skupinu organických hořečnatých sloučenin tvoří organokovové sloučeniny, mezi které patří velmi známé a dnes stále častěji používané Grignardovo činidlo.

Biologický význam hořčíku[editovat | editovat zdroj]

strukturní vzorec chlorofylu

Dostatek hořčíku v potravě je důležitý pro správnou činnost svalů a nervů (mírní podrážděnost a nervozitu), ale i pro uvolňování energie z glukózy a pro správnou stavbu kostí. Udržuje v dobrém stavu oběhový systém a je prevencí infarktu. Řadě žen odstraní potíže spojené s premenstruálním syndromem. Mírní deprese a přispívá ke zdravým zubům.

V kombinaci s vápníkem působí hořčík jako přirozený uklidňující prostředek. Jeho nedostatek často pociťují sportovci, diabetici a lidé, kteří pijí příliš alkoholu. Projevuje se podrážděností, nespavostí, náladovostí, špatným trávením, bušením srdce nebo arytmiemi. Může vyvolat také deprese, případně záchvat astmatu.

Přirozenými zdroji hořčíku jsou banány, mandle, ořechy, tmavá listová zelenina, obilí, celozrnné pečivo, ale i čokoláda[1]. Uvádí se, že průměrný příjem hořčíku v potravě by měl činit asi 300 mg denně.

Globální význam hořčíku je však dán jeho výskytem v molekule chlorofylu. Tato organická sloučenina má jedinečnou schopnost přeměňovat prostřednictvím fotosyntézy sluneční energii na energii chemické vazby sacharidů vytvářených z oxidu uhličitého a vody. Tím je zdrojem energie pro takřka všechny další biochemické a biologické reakce na Zemi. Zelené zbarvení rostlin je způsobeno právě přítomností chlorofylu, který nejsilněji absorbuje červené a modré světlo.

Poranění, způsobená kovovým hořčíkem či slitinami, které jej obsahují, se špatně hojí.[zdroj?]

Odkazy[editovat | editovat zdroj]

Reference[editovat | editovat zdroj]

  1. http://www.prvky.com/horcik-v-potravinach.html#potraviny - Hořčík v potravinách

Literatura[editovat | editovat zdroj]

  • Cotton F.A., Wilkinson J.:Anorganická chemie, souborné zpracování pro pokročilé, ACADEMIA, Praha 1973
  • Holzbecher Z.:Analytická chemie, SNTL, Praha 1974
  • Jursík F.: Anorganická chemie nekovů. 1. vyd. 2002. ISBN 80-7080-504-8
  • Dr. Heinrich Remy, Anorganická chemie 1. díl, 1. vydání 1961
  • N. N. Greenwood – A. Earnshaw, Chemie prvků 1. díl, 1. vydání 1993 ISBN 80-85427-38-9

Externí odkazy[editovat | editovat zdroj]



Periodická tabulka chemických prvků
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18
H (přehled) He
Li Be B C N O F Ne
Na Mg Al Si P S Cl Ar
K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr
Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe
Cs Ba * Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn
Fr Ra ** Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg Cn Uut Fl Uup Lv Uus Uuo
 
*Lanthanoidy  La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu
**Aktinoidy  Ac Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr
 
Skupiny prvků: Kovy · Nekovy · Polokovy | Blok s · Blok p · Blok d · Blok f